Глава V. D-металлы. Железо, цинк, медь, хром, марганец

 

d-металлы находятся в Б-группах 4 – 7 периодов периодической системы. У атомов d-металлов происходит заполнение электронами предвнешнего (n – 1)d-подуровня, число электронов на котором, в зависимости от порядкового номера элемента, возрастает от одного до десяти. На внешнем уровне d-металлы содержат один или два электрона.

Восстановительные свойства d-металлов в периодах изменяются мало. Это объясняется одинаковой электронной структурой внешнего уровня и незначительными изменениями атомных радиусов в пределах периода. Восстановительные свойства d-металлов в пре группы Б сверху вниз заметно уменьшаются, что связано со значительным увеличением заряда ядра атомов при незначительном изменении их атомных радиусов.

В образовании химических связей у d-металлов принимают участие не только s-электроны внешнего уровня, но и различное число d-электронов предвнешнего уровня, поэтому d-металлы проявляют в соединениях переменные степени окисления. Кроме этого, атомы и катионы d-металлов, благодаря наличию вакантных атомных орбиталей в валентных уровнях, могут образовывать химические связи по донорно-акцепторному механизму в комплексных соединениях.

Химические свойства соединений d-металлов включают кислотно-основные, окислительно-восстановительные и комплексообразующие свойства.

Кислотно-основные свойства оксидов и гидроксидов d-металлов зависят от степени окисления металла. Соединения с низшей степенью окисления Ме (+1, +2) проявляют слабо основные свойства: FeO, Cu₂O, CrO, MnO. Исключение составляют ZnO и CuO, которые амфотерны.

Соединения с промежуточной степенью окисления Ме (+3, +4) проявляют амфотерные свойства: Fe₂O₃, Cr₂O₃, MnO₂.

Соединения с высшей степенью окисления металла (+5, +6, +7) проявляют кислотные свойства: V₂O₅, CrO₃, Mn₂O₇.

От степени окисления d-металла зависят его окислительно-восстановительные свойства. Соединения, содержащие d-металл в промежуточной степени окисления, проявляют окислительно-восстановительную двойственность, т.е. могут быть, в зависимости от партнера по реакции, или окислителем, или восстановителем. Соединения с высшей степенью окисления d-металла проявляют только окислительные свойства, а соединения с низшей степенью окисления – только восстановительные свойства.

Атомы и катионы d-металлов являются активными комплексообразователями, так как содержат в валентных уровнях вакантные s, p, d-орбитали. За счет гибридизации этих орбиталей образуются равноценные гибридные орбитали, которые имеют определенную направленность, из-за чего внутренняя сфера комплексного соединения приобретает определенную геометрическую структуру.

 

Железо

 

Находится в 4-ом периоде в VIIIБ группе периодической системы, его электронная формула 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s². Наиболее характерные степени окисления железа в соединениях +2 и +3. Железо – металл средней химической активности.

При нагревании железо энергично реагирует с такими типичными неметаллами, как хлор, сера, кислород. С хлором окисление железа идет до Fe⁺³, а с более слабым окислителем – серой до Fe⁺²:

2Fe + 3Cl₂ = 2FeCl₃

Fe + S = FeS

В сухом воздухе железо окисляется кислородом, образуя смешанный оксид Fe₃O₄:

3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄ (FeO*Fe₂O₃)

Во влажном воздухе в реакции окисления железа кислородом участвует вода:

4Fe + 3O₂ + 2xH₂O = 2(Fe₂O₃*xH₂O) (ржавчина)

В отсутствии кислорода железо при высокой температуре реагирует с водой, вытесняя из нее водород:

3Fe + 4H₂O = Fe₃O₄ + 4H₂↑

Железо, Ме средней активности, легко вытесняет водород из соляной и разбавленной серной кислот, образуя при этом соли двухвалентного железа:

Fe + 2HCl = FeCl₂ + H₂↑

Fe + H₂SO_4(разб.)= FeSO₄ + H₂↑

Концентрированные серная и азотная кислоты при обычной температуре с железом не реагируют вследствие его пассивации из-за возникновения на поверхности железа плотной защитной пленки. Однако при высокой температуре из-за нарушения целостности пленки железо окисляется этими кислотами, образуя соли трехвалентного железа:

2Fe⁰ + 6H₂S⁺⁶O_4(конц.) = Fe₂(SO₄)₃ + 3S⁺⁴O₂ + 6H₂O

Fe⁰ – 3e = Fe⁺³

S⁺⁶ + 2e = S⁺⁴

Fe + 6HNO_3(конц.) = Fe(NO₃)₃ + 3NO₂ + 3H₂O

Fe⁰ – 3e = Fe⁺³

N⁺⁵ + e = N⁺⁴

Железо не взаимодействует с растворами щелочей.

Окислительно-восстановительные свойства железа и его соединений зависит от степени окисления. так металлическое железо – только восстановитель, то соли железа (III) используется как окислитель средней силы:

2FeCl₃ + 2KJ = FeCl₂ + 2KCl + J₂

2FeCl₃ + Cu = 2FeCl₂ + CuCl₂

Соединения железа (II) могут быть как окислителями, так и восстановителями:

Fe⁺² восстановитель: 4Fe⁺²(OH)₂ + O₂⁰ + 2H₂O = 4Fe⁺³(O^-2H)₃

Fe⁺² окислитель: Fe⁺²O + C⁺²O = Fe⁰ + C⁺⁴O₂

Все растворимые соли железа гидролизуются по катиону, т.к. образованы слабыми основаниями:

Fe³⁺ + H₂O ↔ (FeOH)²⁺ + H⁺

Fe₂(SO₄)₃ + 2H₂O ↔ 2(FeOH)SO₄ + H₂SO₄

Fe²⁺ + H₂O ↔ (FeOH)⁺ + H⁺

2FeSO₄ + 2H₂O ↔ (FeOH)₂SO₄ + H₂SO₄

Железо, подобно всем d-элементам, - активный комплексообразователь:

FeCl₃ + 6KCNS = K₃[Fe(CNS)₆] + 3KCl

Fe³⁺ + 6CNS^- = [Fe(CNS)₆]^3-

Катион Fe³⁺ - акцептор электронов предоставляет шесть гибридных орбиталей для образования шести ковалентных донорно-акцепторных связей с роданид-ионами CNS^- - донорами электронов. Как комплексообразователь железо входит в состав многих жизненно важных биологических комплексов, таких как гемоглобин, миоглобин, цитохромы.

 

Цинк

 

Является d-металлом IIБ группы 4-го периода периодической системы, его электронная формула – 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s². Так как цинк имеет заполненный d-подуровень, то в образовании химических связей участвуют только внешние 4s-электроны, и поэтому во всех соединениях цинк проявляет степень окисления +2. цинк относится к Ме средней активности, однако он более активен, чем железо.

Цинк устойчив на воздухе, т.к. покрыт тонким слоем плотной защитной пленки оксида ZnO, поэтому вода и кислород при обычной температуре на цинк не действуют. При нагревании цинк реагирует со многими неметаллами, образуя галогениды ZnCl₂, сульфид ZnS, оксид ZnO.

Оксид цинка, образующий защитную пленку на поверхности Ме, является амфотерным и поэтом реагирует как с кислотами, так и со щелочами:

ZnO + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂O

ZnO + H⁺ = Zn²⁺ + H₂O

ZnO + 2NaOH + H₂O = Na₂[Zn(OH)₄]

ZnO + 2OH^- + H₂O = [Zn(OH)₄]^2-

После растворения оксидной пленки цинк активно реагирует с кислотами и со щелочами вследствие высокой восстановительной способности:

Zn⁰ + H₂⁺SO_4(разб.) = Zn⁺²SO₄ + H₂⁰↑

Zn⁰ + 2NaOH + 2H₂⁺O = Na₂[Zn²⁺(OH)₄] + H₂⁰↑

Свежеочищенный цинк при нагревании реагирует также и с водой:

Zn⁰ + 2H⁺₂O = Zn²⁺(OH)₂ + H₂⁰

В этих реакциях цинк окисляется катионами Н⁺, входящими в состав кислоты или воды.

С кислотами, в которых окислителем является не катион водорода, а другой элемент, например сера в концентрированной серной кислоте или азот в азотной кислоте любой концентрации, цинк реагирует, давая ряд продуктов восстановления этих элементов

4Zn + 5H₂SO_4(конц.) = 4ZnSO₄ + H₂S↑ + 4H₂O

4Zn + 10HNO_3(разб.) = 4Zn(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O

Растворимые соли цинка подвергаются гидролизу по катиону, т.к. ему соответствует слабое основание:

ZnCl₂ + H₂O ↔ (ZnOH)Cl + HCl

Zn²⁺ + H₂O ↔ (ZnOH)⁺ + H⁺

Цинк, подобно всем d-металлам, активный комплексообразователь:

ZnCl₂ + 4NaOH = Na₂[Zn(OH)₄] + 2NaCl

Цинк – жизненно необходимый элемент. Комплексами цинка являются многие ферменты и биологически активные вещества.

 

Медь

 

Является d-металлом IБ группы 4-го периода периодической системы, ее электронная формула: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s¹. На внешнем уровне у атома меди остался один 4s-электрон из-за перехода второго 4s-электрона на 3d-подуровень, т.к. образование полностью заполненного 3d¹⁰-подуровня энергетически выгодно. В соединениях медь проявляет степени окисления +1 и +2, в ряду напряжений Ме она стоит после водорода и является малоактивным Ме.

В сухом воздухе медь почти не изменяется. Образующаяся на ее поверхности тонкая плотная защитная пленка красного оксида меди (I) Cu₂O предохраняет медь от дальнейшего окисления: 4Cu⁰ + O₂⁰ = 2Cu⁺₂O^-2

Во влажном воздухе медь покрывается зеленоватым налетом основной соли карбоната гидроксомеди (II): 2Cu⁰ + O₂⁰ + CO₂ + H₂O = (Cu⁺²O^-2H)₂CO₃

Cu – 2e = Cu⁺²

O⁰ + 2e = O^-2

В отсутствии влаги кислород окисляет медь только при высокой температуре с образованием черного оксида меди (II) CuO:

2Cu⁰ + O₂⁰ = 2Cu⁺²O^-2

С галогенами медь реагирует при обычной температуре, а с серой – при нагревании, образуя соединения меди (II):

Cu⁰ + Cl₂⁰ = Cu⁺²Cl^-₂

Cu⁰ + S⁰ = Cu⁺²S^-2

Медь – малоактивный Ме и не реагирует с кислотами-окислителями за счет катионов Н⁺, такими как соляная и разбавленная серная кислота, в отсутствии окислителей. Однако в присутствии кислорода может протекать следующая реакция:

Cu⁰ + O₂⁰ + 4HCl = 2Cu⁺²Cl₂ + H₂O

Cu⁰ – 2e = Cu⁺²

O⁰ + 2e = O^-2

Медь реагирует с серной кислотой только концентрированной, а с азотной – любой концентрации:

Cu⁰ ₊ 2H₂S⁺⁶O_4(конц.) = Cu⁺²SO₄ + S⁺⁴O₂↑ + H₂O

Cu⁰ – 2e = Cu⁺²

S⁺⁶ + 2e = S⁺⁴

Cu⁰ + 4HN⁺⁵O_3(конц.) = Cu⁺²(NO₃)₂ + 2N⁺⁴O₂↑ + 2H₂O

Cu – 2e = Cu⁺²

N⁺⁵ + e = N⁺⁴

3Cu + 8 HNO_3(разб.)= 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O

Оксиды и гидроксиды меди имеют слабоосновные свойства, поэтом не реагируют с водой и щелочами, но легко растворяются в кислотах. Все растворимые соли меди гидролизуются по катиону:

Cu²⁺ + H₂O ↔ (CuOH)⁺ + H⁺

2CuSO₄ + 2H₂O ↔ (CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄

Медь – активный комплексообразователь. Катион меди (II) имеет свободные одну s- и три р-орбитали, поэтому является акцептором электронов, предоставляя четыре sp³-гибридные атомные орбитали для образования четырех ковалентных донорно-акцепторных связей:

CuSO₄ + 4NH₃ = [Cu(NH₃)₄]SO₄

Эта реакция комплексообразования используется для открытия ионов Cu²⁺ в растворе, т.к. гидратированный катион меди имеет голубой цвет, а комплексный ион меди с аммиаком – яркий сине-фиолетовый цвет. Комплексные соединения меди входят в состав ферментов, участвующих в кроветворении. Соединения меди очень вредны для низших организмов (грибков, бактерий), на этом основано их применение, прежде всего медного купороса CuSO₄*5H₂O, в сельском хозяйстве в качестве инсектицидов.

 

Хром

 

Является d-металлом 4-го периода VIБ группы периодической системы, его электронная формула 1s²2s²3s²3p⁶3d⁵4s¹. Как видно, один из внешних 4s-электронов атома хрома перешел на 3d-подуровень, т.к. образование наполовину заполненного подуровня (3d⁵) энергетически выгодно. Хром, подобно другим d-металлам, проявляет в соединениях переменные степени окисления, наиболее устойчивыми из которых являются +2, +3, +6.

В соответствии с характерными степенями окисления хром образует три вида гидроксидов, различающихся по кислотно-основным свойствам.

Степени окисления +2 +3 +6

Оксиды CrO Cr₂O₃ CrO₃

Гидроксиды Cr(OH)₂ Cr(OH)₃; HCrO₂ H₂CrO_4;H₂Cr₂O₇

Характер соединения Основной Амфотерный Кислотный

Изменение кислотно-основных свойств оксидов и гидроксидов с возрастанием степени окисления хрома можно охарактеризовать следующими реакциями:

Основные свойства Кислотные свойства

Cr(OH)₂ + 2HCl = CrCl₂ + 2H₂O Cr(OH)₃ + 3NaOH = Na₃[Cr(OH)₆]

Cr(OH)₃ + 3HCl = CrCl₃ + 3H₂O H₂CrO₄ + 2NaOH = Na₂CrO₄ + 2H₂O

H₂Cr₂O₇ + 2NaOH = Na₂Cr₂O₇ + 2H₂O

Хромовая (H₂CrO₄) и двухромовая H₂Cr₂O₇ кислоты образуют соли – хроматы и дихроматы, которые легко превращаются друг в друга в зависимости от характера среды. В кислой среде устойчивы дихроматы (оранжевая окраска раствора), в щелочной – хроматы (желтая окраска).

2Na₂CrO₄ + H₂SO₄ ↔ Na₂Cr₂O₇ + Na₂SO₄ + H₂O

2CrO₄^2- + 2H⁺ ↔ Cr₂O₇^2- + H₂O

Na₂Cr₂O₇ + 2NaOH ↔ 2Na₂CrO₄ + H₂O

Cr₂O₇^2- + 2OH^- ↔ 2CrO₄^2- + H₂O

Окислительно-восстановительные свойства хрома и его соединений зависят от степени окисления хрома.

Степени окисления 0 +2 +3 +6

Соединения Cr CrO Cr₂O₃ CrO₃

CrCl₂ CrCl₃ Na₂CrO_4,

K₂Cr₂O₇

Свойства только вос- восстановители и только

становитель окислители окислители

металлический хром –восстановитель средней активности, но более активный, чем железо. При обычных условиях хром реагирует только со фтором, при нагревании – с хлором, бромом и серой.

2Cr + 3F₂ = 2CrF₃ Cr + S = CrS (при нагревании)

Хром реагирует с соляной и разбавленной серной кислотами, вытесняя из них водород и образуя соли двухвалентного хрома:

Cr + 2HCl = CrCL₂ + H₂↑

Cr + H₂SO_4(разб.) = CrSO₄ + H₂↑

Концентрированная серная и азотная кислоты при комнатной температуре на хром не действуют из-за пассивации и еще большего закрепления его защитной пленки.

Соединения, содержащие хром в промежуточной степени окисления (+2, +3), проявляют окислительно-восстановительную двойственность:

Восстановитель(Cr⁺², Cr⁺³) окислитель (Cr⁺², Cr⁺³)

4Cr⁺²O + 3O₂ = 2Cr₂⁺³O₃ Cr⁺²O + C⁺²O = Cr⁰ + C⁴O₂

2Cr₂⁺³O₃ + O₂⁰ + 8NaOH = 4Na₂Cr⁺⁶O₄^-2 + 4H₂O Cr₂⁺³O₃ + 2Al⁰ = 2Cr⁰ + Al₂⁺³O₃

Соединения, содержащие хром в высшей степени окисления +6, являются только окислителями. Окислительная способность соединений Cr⁺⁶ сильнее выражена в кислой среде, при этом хром восстанавливается до трехвалентного состояния:

К₂Cr₂O₇ + 14 HCl = 2CrCl₃ +3Cl₂ + 2KCl + 7 H₂O

K₂Cr₂O₇ + 6KJ + 7H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3J₂ + 4K₂SO₄ + 7H₂O

Окислительные свойства хрома (VI) в соединениях проявляются и при термическом разложении дихромата аммония, когда протекает внутримолекулярная ОВ реакция:

(NH₄)₂Cr₂O₇ = Cr₂O₃ + N₂ + 4H₂O

Все соединения хрома токсичны, но наиболее ядовиты соединения хрома (VI), особенно CrO₃.

 

Марганец

 

Относится к d-металлам 4-го периода VIБ группы периодической системы. Атом марганца имеет следующую электронную формулу: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁵4s². Марганец, подобно другим d-металлам, проявляет в соединениях различные степени окисления, наиболее устойчивы из них +2, +4, +7.

В соответствии с характерными степенями окисления марганец образует три вида оксидов и гидроксидов:

Степени окисления +2 +4 +7

Оксиды MnO MnO₂ Mn₂O₇

Гидроксиды Mn(OH)₂ MnO(OH)₂=H₂MnO₃ HMnO₄

Характер соединения основной амфотерный кислотный

Изменение кислотно-основных свойств кислородных соединений в зависимости от степени окисления марганца можно проследить с помощь. Следующих реакций:

Основные свойства кислотные свойства

MnO + 2HCl = MnCl₂ + H₂O MnO₂ + 2NaOH = Na₂MnO₃ + H₂O

MnO₂ + 4HF = MnF₄ + 2H₂O Mn₂O₇ + 2NaOH = 2NaMnO₄ + H₂O

Окислительно-восстановительные свойства соединений марганца также зависят от степени его окисления:

Степени окисления 0 +2 +4 +7

Соединения Mn MnO, MnSO₄ MnO₂ Mn₂O_7,KMnO₄

Свойства только восстановители окислители только

Восст-ль (ОВ двойственность) окислители

Металлический марганец является восстановителем средней активности, однако более сильным, чем железо и хром. Основная защитная пленка на поверхности Ме защищает его от воздействия атмосферы. В кислотах эта пленка растворяется и марганец реагирует с кислотами аналогично другим d-металлам средней активности, окисляясь до соединений Mn⁺². Со щелочами марганец не взаимодействует.

Соединения марганца с промежуточными степенями окисления (+2, +4) проявляют окислительно-восстановительную двойственность:

Восстановительные свойства (Mn⁺², Mn⁺⁴) окислительные свойства (Mn⁺², Mn⁺⁴)

2MnO + O₂ = 2MnO₂ MnO + CO = Mn + CO₂

2MnO₂ + 3PbO₂ + 6HNO₃=2HMnO₄+3Pb(NO₃)₂+2H₂O MnO₂ + 4HCl = MnCl₂ + Cl₂ + 2H₂O

Соединения, содержащие марганец в высшей степени окисления +7, проявляют только окислительные свойства. Наиболее сильно окислительные свойства KMnO₄ проявляются в кислой среде, при этом Mn⁺⁷ восстанавливается до иона Mn⁺²:

2KMnO₄ + 10FeSO₄ + 8H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 8H₂O

В нейтральной среде перманганат калия – более слабый окислитель, чем в кислой, при этом степень окисления марганца изменяется от +7 до +4:

2KMnO₄ + 3KNO₂ + H₂O = 2MnO₂ + 3KNO₃ + 2KOH

В щелочной среде окислительные свойства KMnO₄ выражены слабее, чем в нейтральной, что подтверждается изменением степени окисления марганца всего на единицу – от +7 до +6:

2KMnO₄ + NaNO₂ + 2KOH = 2K₂MnO₄ + NaNO₃ + H₂O

Высокая окислительная способность Mn⁺⁷ проявляется в реакции получения кислорода при прокаливании соли KMnO₄:

2KMnO₄ = K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂

В этой внутримолекулярной окислительно-восстановительной реакции окислитель Mn⁺⁷ настолько сильный, что отнимает электроны у очень слабого восстановителя О².

Разбавленные растворы перманганата калия применяются в медицине для полоскания горла, промывания ран и ожогов, приема внутрь при некоторых отравлениях. При этом перманганат калия оказывает бактерицидное и дезинфицирующее действие вследствие высоких окислительных свойств.

 

Тесты, задания и задачи для самоподготовки

Тесты (d-металлы)

1. Какие свойства характерны для атомов d-металлов?

А. заполнение электронами предвнешнего (n-1) подуровня

Б. заполнение электронами внешнего n подуровня

В. участие в образовании катионов только s-электронов внешнего уровня

Г. участие в образовании катионов не только s-электронов внешнего уровня, но и различного числа d-электронов предвнешнего уровня

Д. наличие свободных валентных орбиталей

2. Укажите оксиды, проявляющие свойства:

а) только основные, б) амфотерные, в) только кислотные:

А. CrO₃ Б. MnO В. Cr₂O₃ Г. Cu₂O Д. ZnO

3. Укажите соединения, проявляющие свойства:

а) только окислительные б) только восстановительные в) окислительно-восстановительной двойственности:

А. KMnO₄ Б. Cr₂(SO₄)₃ В. FeCl₂ Г. Zn Д. CuO

4. Какие свойства характерны для катионов d-металлов как комплексообразователей?

А. содержание различного числа свободных s-, p-, d-валентных орбиталей

Б. предоставление неподеленных пар электронов на образование донорно-акцепторных связей

В. предоставление свободных орбиталей на образование донорно-акцепторных связей

Г. свойства акцептора электронных пар

Д. свойства донора электронных пар

5. В какую сторону смещается равновесие в реакции:

Fe₂O_3(т) + 3CO_(г) ↔ 2Fe_(т) + 3CO_2(г)

При следующих воздействиях: а) увеличении содержания СО; б) увеличении содержания СО₂; в) увеличении давления:

А. вправо Б. влево В. не смещается

6. Укажите сумму коэффициентов в уравнении реакции взаимодействия железа с разбавленной серной кислотой:

А. 12 Б. 4 В. 6 Г. 5 Д. 7

7. Укажите качественную реакцию на катионы Fe³⁺ в водном растворе:

А. Fe³⁺ + 3OH^- = Fe(OH)₃ В. Fe³⁺ + 6CNS^- = [Fe(CNS)₆]^3-

Б. Fe³⁺ + H₂O = FeOH²⁺ + H⁺ Г. 2Fe³⁺ + 3Zn = 2Fe + 3Zn²⁺

8. Выберите растворы реагентов, при добавлении к которым цинка выделяется водород:

А. NaCl Б. HCl В. KOH Г. CuCl₂ Д. NH₃

9. Укажите газообразные вещества, которые могут образовываться при взаимодействии цинка с концентрированной серной кислотой:

А. H₂ Б. Cl₂ В. H₂S Г. O₂ Д. SO₂

10. Выберите реагент с помощью которого можно открыть ионы Cu²⁺ в растворе:

А. NH₃ Б. K₂SO₄ В. FeCl₃ Г. ZnSO₄

11. Укажите группу соединений, которые расположены в порядке возрастания кислотных свойств:

А. CrO, CrO₃, Cr₂O₃ Б. HCrO₂, Cr(OH)₃, Cr(OH)₂ В. CrO, Cr₂O₃, CrO₃

12. Укажите группу соединений, в которой указаны только соединения, обладающие окислительно-восстановительной двойственностью:

А. K₂Cr₂O₇, Cr Б. Cr₂(SO₄)₃, CrCl₂ В. Cr₂O₃, CrO₃ Г. CrO, Na₂CrO₄

13. Выберите вещества, которые при взаимодействии с KMnO₄ в кислой среде образуют газообразные продукты:

А. Na₂SO₄ Б. H₂O₂ В. NaNO₂ Г. KJ Д. HCl

14. Укажите вещества, при взаимодействии с которыми MnO₂ проявляет свойства: а) окислителя, б) восстановителя:

А. Na₂SO₄ Б. HCl В. CO Г. PbO₂ Д. MnSO₄

15. Укажите, в какой группе объединены соединения, проявляющие свойства: а) только кислотные, б) только основные в) амфотерные:

А. Mn(OH)₂, Zn(OH)₂, Fe(OH)₂ Г. MnO₂, Cr₂O₃, ZnO

Б. CrO, Cu₂O, MnO Д. H₂ZnO₂, Fe(OH)₂, H₂CrO₄

В. H₂Cr₂O₇, Mn₂O₇, CrO₃

16. Укажите, в какой группе объединены соединения, проявляющие свойства: а) только окислителей, б) только восстановителей, в) и окислителей и восстановителей:

А. MnSO₄, Cr₂S₃, CuCl₂ Г. MnO₂, Cr₂O₃, Cu₂O

Б. KMnO₄, K₂Cr₂O₇, FeCl₃ Д. Cr(OH)₃, MnO, CrO₃

В. Zn, Fe, Cr

 

Задания

1. Напишите формулы и укажите характер гидроксидов, соответствующих следующим оксидам: Li₂O, BeO, BaO, Mn₂O₇, CrO, V₂O₅, Cr₂O₃.

2. Напишите в молекулярной и ионной форме уравнения реакций, протекающих до конца:

а) Na₂S + HCl → г) Na₂CO₃ + HCl →

б) NaOH + MgSO₄ → д) KCH₃COO + NaCl →

в) KCl + Na₂SO₄ → е) KCl_(тв) + H₂SO₄ →

3. Закончите уравнения окислительно-восстановительных реакций, используя метод электронного баланса, расставьте коэффициенты:

а) K₂O₂ + KJ+ H₂O → KOH + A

б) K₂O₂ + KMnO₄ + H₂SO₄ → O₂ + А + Б + В

в) Li₃N + H₂O → LiOH + A

г) NaH + Cl₂ → NaCl + A

4. Приведите уравнения реакций, с помощью которых можно осуществить следующие превращения: хлорид кальция → кальций → гидроксид кальция → гидрокарбонат кальция → карбонат кальция → карбид кальция.

5. Сравните отношение нитратов бериллия, магния и бария к воде и растворам гидроксида натрия и хлороводорода.

6. Напишите уравнения реакций в молекулярной и ионной форме:

а) Ca(HCO₃)₂ + Na₂CO₃ → г) MgCl₂ + Na₂CO₃ + H₂O →

б) BeCl₂ + KOH_(изб.) → д) Ba(NO₃)₂ + Na₂CO₃ →

в) Ca(OH)₂ + Cl₂ → е) Mg(HCO₃)₂ + Na₂CO₃ + H₂O→

7. Напишите в молекулярной и ионной форме уравнения реакций:

а) Al(OH)₃ + H₂SO₄ → г) Al + H₂O + NaOH →

б) Al(OH)₃ + NaOH → д) Al₂O₃ + NaOH + H₂O →

в) AlCl₃ + H₂O → е) Al₂O₃ + HCl →

8. Напишите в молекулярной и ионной форме уравнения реакций, протекающих при сливании водных растворов двух солей Al₂(SO₄)₃ и K₂CO₃.

9. Как взаимодействуют медь и серебро с соляной, серной и азотной кислотами? Напишите уравнения возможных реакций, расставьте коэффициенты

10. Составьте формулы комплексных ионов, образуемых катионами Cu²⁺и Ag⁺ с молекулами NH₃.

11. Какое соединение образуется на поверхности изделия из меди в атмосферных условиях? Напишите уравнения соответствующих реакций.

12. В чем заключается сходство и различие электронных структур и химических свойств Ме подгруппы меди и щелочных Ме? Дайте необходимые объяснения.

13. С какими из перечисленных веществ взаимодействуют: а) магний; б) медь:

вода, соляная кислота, азотная кислота (разбавленная), гидроксид натрия, нитрат свинца (II), гидросульфат бария.

14. Напишите в молекулярной и ионной форме уравнения реакций. Для окислительно-восстановительных реакций составьте схемы электронного баланса:

а) Zn(NO₃)₂ + NaOH → в) CuSO₄ + NH_3(изб.) →

б) Zn + H₂O + KOH → г) CuJ + H₂SO_4(конц.) →

15. Как взаимодействует железо с разбавленными и концентрированными растворами соляной, серной и азотной кислот на холоде и при нагревании? Напишите уравнения возможных реакций, расставьте коэффициенты.

16. Напишите уравнения реакций и расставьте коэффициенты:

а) Fe + HCl →→ г) FeCl₃ + KJ →

б) FeCl₂ + O₂ + HCl→ д) FeCl₃ + KCN →

в) FeO + CO → е) Fe(NO₃)₃ + H₂o →

17. Приведите уравнения реакций, характеризующие химические свойства оксида железа (II).

18. Напишите уравнения реакций и расставьте коэффициенты:

а) Cr₂O₃ + HCl → в) CrCl₃ + K₂CO₃ + H₂O →

б) Cr₂O₃ + NaOH_(изб.) + H₂O → г) Cr(OH)₃ + H₂SO₄ →

19. Сравните кислотно-основные свойства оксидов хрома: CrO, Cr₂O₃, CrO₃. Приведите уравнения соответствующих реакций.

20. Почему в водном растворе соль K₂Cr₂O₇ дает кислую реакцию на индикатор?

21. Закончите уравнения реакций и расставьте коэффициенты:

а) K₂Cr₂O₇ + SO₂ + H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + А + Б

б) K₂Cr₂O₇ + KBr + H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + А + Б + В

в) K₂Cr₂O₇ + K₂S + H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + А + Б + В

г) Cr₂(SO₄)₃ + Br₂ + NaOH → Na₂CrO₄ + А + Б + В

22. Как изменяется характер кислотно-основных свойств кислородных соединений марганца по мере роста степени его окисления? ответ подтвердите уравнениями реакций.

23. Исходя из электронного строения атома марганца, охарактеризуйте окислительно-восстановительные свойства следующих соединений марганца: MnO, MnO₂, KMnO_4. Приведите уравнения реакций.

24. Закончите уравнения реакций и расставьте коэффициенты:

а) KMnO₄ + KNO₂ + H₂O → MnO₂ + А + Б

б) KMnO₄ + H₂O₂ + H₂SO₄ → O₂ + А + Б + В

в) MnO₂ + HCl → MnCl₂ + А + Б

25. Напишите уравнения реакций при помощи которых можно осуществить следующие превращения:

а) Na → NaOH→ Na₂CO₃→ NaHCO₃→ NaCl→ Na→ NaH→ NaOH

б) Ca→ Ca(OH)₂ → CaCO₃→ Ca(HCO₃)₂→ CaCO₃→ CaC₂→ Ca(OH)₂

в) Be→Na₂ [Be(OH)₄] → BeCl₂→ Be(OH)₂→ Na₂ [Be(OH)₄] → Be(OH)₂

г) Al₂O₃→ Al→ Al₂(SO₄)₃→ Al(OH)₃→ Na₃[Al(OH)₆] → AlCl₃→ Al(NO₃)₃

д) Cu→ Cu(NO₃)₂→ CuOHNO₃→ Cu(OH)₂→ (CuOH)CO₃ →CuO→ Cu

е) CrO₃→ K₂CrO₄→ K₂Cr₂O₇→ Cr₂(SO₄)₃→ Cr(OH)₃→ K₃[Cr(OH)₆] → CrCl₃

ж) Mn₂O₇→ KMnO₄→ MnO₂→ MnCl₂→ Mn(OH)₂→ MnO→ MnO₂

з) ZnO→ Zn(OH)₂→K₂ZnO₂→ Zn(OH)₂→ ZnCl₂→ Zn→ Na₂[Zn(OH)₄]

 

Задачи

1. Смесь оксидов магния и бериллия массой 1 г обработали избытком раствора серной кислоты, а затем избытком раствора гидроксида натрия. После окончания реакции образовался 1 г осадка. Определите % состав исходной смеси оксидов Ме.

2. Определите, из какого Ме изготовлена пластина, опущенная в раствор хлорида меди (II), если при выделении на ней 0,2 моль металлической меди пластина стала легче на 0,2 г.

3. Чтобы посеребрить изделие из меди массой 4 г, его опустили в стакан, содержащий 200 г 5% раствора нитрата серебра. После того как изделие вынули из раствора, содержание нитрата серебра в растворе уменьшилось на 2%. Определите массу посеребренного изделия.

4. При электролизе расплава, содержащего 42,0 г боксита, на аноде выделилось 13,44 л СО₂ (н.у.). рассчитайте массовую долю Al₂O₃ в боксите.

5. Сплав алюминия с медью обработан избытком раствора NaOH, а затем избытком HNO₃. Напишите уравнения всех протекающих реакций и вычислите массовую долю металлов в сплаве, если известно, что что объемы газов, образовавшихся в реакции, равны.

6. При растворении смеси опилок меди, железа и золота в концентрированной серной кислоте образовалось 3,36 л газа (н.у.) и 11, 4 г не растворившегося осадка. При растворении такой же навески исходной смеси опилок в соляной кислоте выделилось 4,48 л газа (н.у.). определите процентный состав исходной смеси.

7. Смесь нитратов алюминия и хрома (III) массой 11,9 г обработали сначала избытком раствора гидроксида калия, а затем избытком брома. К полученному раствору добавили раствор хлорида бария до полного осаждения 3,8 г хромата бария. Вычислите массовую долю нитрата алюминия в исходной смеси.

8. Сколько граммов нитрата цинка и какой объем 20 % раствора гидроксида натрия (ρ = 1,25 г/мл) потребуется для получения водорода, необходимого для восстановления 6,15 г нитробензола до анилина?